Propriedades da Água FUNDAÇÃO CARMELITANA MÁRIO PALMÉRIO FACIHUS - FACULDADE DE CIÊNCIAS HUMANAS E SOCIAIS Propriedades da Água Disciplina: Bioquímica I Prof. Me. Cássio Resende de Morais

Prof. Cássio Resende de Morais Introdução Constituição de água e terra no planeta Prof. Cássio Resende de Morais

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Prof. Cássio Resende de Morais 96,5% esta presente nos oceanos Prof. Cássio Resende de Morais 3,5% de água doce

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Introdução Funções: Participação em reações químicas; Controle da temperatura; Osmorregulação; Transporte de nutrientes; Proteção de algumas estruturas do corpo. Substância líquida, incolor e inodora, essencial para a vida para maior parte dos organismos; 70% dos organismos; Organismo, metabolismo e idade; Explosão da vida: Ambiente aquosos.

Água - Tetaedro; Tetaedro perfeito: 109,5° + +

Envolvem interações entre grupos de cargas opostas. Água: Ligações H N O δ- δ+ Ligações de Hidrogênio Envolve a partilha de um átomo de hidrogênio entre dois átomos eletronegativos. Ligações hidrofóbicas Envolve interações entre grupos com hidrofobicidade diferente. Ligações de Van der Waals Envolve a formação de dipolos temporários Ligações iônicas Envolvem interações entre grupos de cargas opostas. - + _

Ligações de Hidrogênio - Cada O se liga com no máximo 4 H Relativamente fracas: 23 KJ/mol quebra a interação; Ligações covalentes: 470 KJ/mol.

Ligações de Hidrogênio Ligações duram 1 a 20 ps ; Ligação é refeita em 0,1 ps; Possibilita interações com solutos.

Ligações de Hidrogênio – Estados da matéria (água) Sólido 1 O para 4 H; Aumento do volume; Diminuição da densidade Liquído 1 O para 3,4 H; Gasoso Não se associa a outra.

Ponto de Fusão e ebulição da água Substância Ponto de Fusão (°C) Ponto de Ebulição (°C) Água 100 Metanol -98 65 Etanol -117 78 Propanol -127 97 Butanol -90 117 Acetona -95 56 Clorofórmio -63 -61 Água Fusão - H: +59 KJ/mol Ebulição – H: +44 KJ/mol

Ligações de Hidrogênio – Ligação água-soluto Feita entre a água e um soluto; Aceptor de Hidrogênio + Receptor de Hidrogênio Um átomo de H ligado a outro eletronegativo Átomos eletronegativos: O ou N Ex: Doador Pontes de Hidrogênio Receptor

Ligações de Hidrogênio – Ligação água-soluto Orientação Forte: Disposição em linha reta; Fraca: Disposição não reta.

Ligações de Hidrogênio – Ligação água-soluto Orientação A orientação das ligações de hidrogênio é importante para as estruturas tridimensionais; Ex: Proteínas

Eletronegatividade de alguns átomos Ligações iônicas Interação eletrostática: é a atração entre grupos com cargas opostas (interação eletrostática, interação iônica ou ponte salina). Tendência a eletronegatividade. Eletronegatividade de alguns átomos Átomos Eletronegatividade N 3,5 S 3,0 C 2,5 P 2,2

Água como solvente Íon Na+ hidratado Íon Cl- hidratado Obs. A perturbação da molécula de água é compensada pela ligação água-soluto

Substâncias Anfipática Ligação água-soluto Substâncias polares Substâncias apolares Substâncias Anfipática

Ligação água-solutos (polares) Compostos polares: Hidrofílicos; OH COO- NH3+

Ligação água-solutos (Apolares) Compostos apolares: Hidrofóbicos; Não interage com a água; Desfaz ligação de H, mas não há recompensas.

Ligação água-solutos (Anfipáticos) Grupo polar hidrofílico (afinidade pela água). Possui grupos polares e apolares Grupo apolar hidrofóbico (fobia de água). Moléculas de água altamente ordenadas formam “gaiolas” ao redor das cadeias de grupos hidrofóbicos.

Ligações hidrofóbicas Obs. Interação entre moléculas anfipáticas Micelas

Ligações hidrofóbicas Presente em: Proteínas, pigmentos, algumas vitaminas, alguns aminoácidos e membrana plasmática.

Interações van der Waals Interações fracas; De curto alcance; Átomos não carregados (apolares); Dipolo transiente de cargas opostas; Os átomos devem estar de 3 a 4 Å um do outro.

Resumo dos quatro tipos de interações não covalentes .

Ligações fracas e seu papel biológico Ligações não covalentes: 4 KJ (van der Waals); Ligações covalentes: 350-410 KJ As ligações covalentes não seriam mais interessantes para o sistema biológico?

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Ligações fracas e seu papel biológico Sozinhas são fracas; “Juntas somos fortes!” Em conjunto as ligações não covalentes maximizam o processo e ao mesmo tempo podem ser desfeitas quando necessário. Exemplos Reconhecimento antígeno/substrato RNA DNA

Enzima/substrato; Forma nativa das proteínas; Ação de neurotransmissores e hormônios;

Solutos afetam as propriedades coligativas de soluções aquosas Grandes concentrações de solutos afetam: 1- Pressão de vapor; 2- Ponto de ebulição e fusão; 3- Pressão osmótica. Osmose Tendência da água se desloca do menos para o mais concentrado.

Osmose nas células

Osmose nas células Célula animal: Plasmas e fluidos intersticiais; Célula vegetal: Células não expansíveis.

Osmose nas células Célula protista: Presença de vacúolos contrátil.

Equilíbrio Iônico

Equilíbrio Iônico Todo equilíbrio químico que envolve a participação de íons é denominado equilíbrio iônico. Água: Eletrólito fraco; H2O H+ = OH- Ácido Base * Íon H+ é o mais importante nos sistema biológicos.

Equilíbrio Iônico Keq = H2O Ki = [H+] . [OH- ] H2O 25°C = 1L = 1000 g = 2 . 1 +16 = 18 1 16 Keq = H2O Ki = [H+] . [OH- ] H2O 25°C = 1L = 1000 g Constante de ionização 1000/18 = 55,5 M Ki . H2O = [H+] . [OH- ] Kw = [H+] . [OH- ] Keq = [H+] . [OH- ] 55,5 M Produto iônico da água

Equilíbrio Iônico Kw = [H+] . [OH- ] Keq = [H+] . [OH- ] 55,5 M 1,8 . 10-6 = [H+] . [OH-] 55,5 M Kw = [H+] . [OH- ] Kw = 1,8 . 10-6 . 55,5 M = Kw = 1. 10-14

Exercícios – Equilíbrio iônico 1- Qual é a concentração de H+ em uma solução de 0,1 M de NaOH? Kw = [H+] . [OH- ]

Exercícios – Equilíbrio iônico 1- Qual é a concentração de H+ em uma solução de 0,01 M de NaOH? 2- Qual é a concentração de OH- em um solução com uma concentração de H+ de 1.10-4 ? 3- Qual é a concentração de OH- em uma solução com uma concentração de H+ 1.10-11 ?

pH e pOH

Escala de pH pH: Quantidade de H+ em uma solução aquosa; Oscila de 0 a 14. Neutro 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 ácido alcalino H+ H+

Conceitos de pH e pOH pH: Logaritmo negativo da concentração de H+; pH: Concentração hidrogênionica; pOH: Logaritmo negativo da concentração de OH- pOH: Concentração hidroxiliônica. pH = -log[H+] pOH = -log[OH-] Hidrogênionica Hidroxigênionica

Conceitos de pH e pOH Kw= [H+] [OH-] = 1 x 10-14 pH x pOH = 1 x 10-14 100 10-7 10-14 H+ [H+] > [OH-] [H+] < [OH-] 10-14 10-7 100 OH- neutra Ácida Básica pH x pOH = 1 x 10-14

Relações entre [H+], [OH-], pH e pOH OBSERVAÇÕES [H+] x [OH-] é sempre igual a 10-14 pH + pOH é sempre igual a 14 Em pH < 7 a [H+] é maior que a [OH-] por isso esses valores são considerados ácidos Em pH = 7 a [H+] é igual a [OH-] por isso esse valor é considerado neutro Em pH > 7 a [OH-] é maior que a [H+] por isso esses valores são considerados básicos [H+] mol/L pH [OH-] mol/L pOH 1 (1 x 100) 1 x 10-14 14 1 x 10-1 1 1 x 10-13 13 1 x 10-2 2 1 x 10-12 12 1 x 10-3 3 1 x 10-11 11 1 x 10-4 4 1 x 10-10 10 1 x 10-5 5 1 x 10-9 9 1 x 10-6 6 1 x 10-8 8 1 x 10-7 7 ácido neutro básico ou alcalino

Ácidos e Bases

Ácido e base Bronsted e Lowry Ácidos são substâncias que podem doar prótons Bases são substâncias que podem aceitar prótons Ácido clorídrico Hidróxido de sódio

Ácido forte e ácido fraco Ácido forte é o que se dissocia totalmente quando dissolvido em água. Ex.: Ácido clorídrico HCl H+(aq) + Cl-(aq) Ácido fraco é o que se dissocia parcialmente quando dissolvido em água. Ex.: Ácido acético HAc Ac- (aq) + H+(aq) Na dissociação de um ácido fraco, o ácido e sua base conjugada coexistem em equilíbrio dinâmico Ácido: Ácido acético Base conjugada: Íon (ânion) acetato C

Sistema tampão Ácido fraco + base conjugada São soluções que atenuam a variação de pH, mesmo em pequenas adições de ácidos e bases; Função: Manter o pH constante.

Controle de pH em condições laboratoriais pH-metro: Quantifica a quantidade de H+ (determina o pH da solução); Aumenta a quantidade de OH- Aumenta a quantidade de H+ NaOH Solução alcalina HCl Solução ácida

Mudança de pH em sistemas biológicos Afeta o funcionamento normal: 1- Das enzimas; 2- Carboxilas dos aminoácidos; 3- Grupo fosfato dos nucleotídeos; 4 - Doenças (acidose e alcalose);

Diabetes melito: Um exemplo de acidose pH sanguíneo: 7,35 a 7,45; Diabetes melito: Falta de insulina no organismo; Interrompe a captação de glicose Organismo armazena ácidos graxos nos tecidos Acumulo de ácidos carboxílicos, ácido β-hidroxibutírico e o ácido acetoacético. Acidose

Diabetes melito: Um exemplo de acidose Ácidos carboxílicos, ácido β-hidroxibutírico e o ácido acetoacético no plasma: < 3mg/100 mL (normal)/ 90 mg/100 mL (acidose) Ácidos carboxílicos, ácido β-hidroxibutírico e o ácido acetoacético na urina: 5mg/24 horas (normal)/ 125 mg/24 horas (acidose) Acidose: < 7,35 Sintomas: Dor de cabeça, vômitos, diarreia, convulsões e coma. Demais causas de acidose: jejum.